Tema 10
January 11, 2018 | Author: Anonymous | Category: N/A
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Tema 10. FUERZAS INTERMOLECULARES Introducción Polaridad de las moléculas Interacciones de dipolos Interacciones de dipolos inducidos Enlace de hidrógeno Efectos de las fuerzas químicas Tipos de estructuras cristalinas http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/media_portfolio/13.html http://www.sbu.ac.uk/water/ http://chemed.chem.purdue.edu/demos/ http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/vdw.html http://www.miramar.sdccd.cc.ca.us/faculty/fgarces/zCourse/Fall2K/Ch201/Ch201Lec/Lecture201/11_Ch200/1101/ Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Introducción  Sólido molecular: Sólido cuyas unidades estructurales son moléculas covalentes discretas unidas entre sí por medio de fuerzas de Van der Waals.  Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas intermoleculares de carácter electrostático que se establecen entre las moléculas de un compuesto. Son las responsables del estado de agregación del mismo, de sus puntos de fusión y ebullición y de su solubilidad.  Tipos de fuerzas: ¾ Interacciones dipolo-dipolo ¾ Fuerzas de dispersión de London ¾ Enlaces de hidrógeno
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
1
Importancia de las fuerzas intermoleculares
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Importancia de las fuerzas intermoleculares (2)
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
2
Polaridad de las moléculas  La polaridad de las moléculas aparece cuando existe una cierta separación de cargas en el seno de las mismas, sin que por eso la molécula deje de ser eléctricamente neutra.  El grado de polaridad de un enlace covalente puede expresarse mediante el valor del momento dipolar de enlace: µ = q.r ¾ q (carga): 1.602 10 -19 C (4.803 10-10 ues) ¾ r (distancia de enlace): del orden de 10-10 m (10-8 cm) = 1 Å, ¾ µ: Unidad el debye (D): 1 D = 10-18 ues.cm = 3.33 10-30 C.m.
 Molécula polar: es una molécula con un momento dipolar eléctrico permanente que surge de las cargas parciales que soportan los átomos unidos por enlaces covalentes polares. ¾ Las moléculas no polares pueden adquirir un momento dipolar por la distorsión que causa un campo eléctrico en su distribución electrónica y en la posición de los núcleos.
Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Tabla 1. Momento dipolar de enlace y diferencia de electronegatividad. Enlace χA-χB C-H 0.30 N-H 0.87 N-D H-P 0.14 H-As 0 H-Sb 0.38 O-H 1.30 O-D S-H 0.24 F-H 1.90 Cl-H 0.63 Cl-D Br-H 0.54 I-H 0.01 C-C 0 C=C C≡C N-C 0.57
µ (D) 0.4 1.31 1.30 0.36 0.10 0.08 1.51 1.50 0.68 1.94 1.08 1.09 0.78 0.38 0 0 0 0.22
Enlace χA-χB N=C N≡C O-C 1.00 O=C C-S 0.06 C=S C-Se 0.02 C-Te 0.49 F-C 1.60 Cl-C 0.33 Br-C 0.24 C-I 0.29 O-N 0.43 O=N F-N 1.03 O=P S=P Cl-P 0.77
µ (D) 0.9 3.5 0.74 2.3 0.9 2.6 0.8 0.6 1.41 1.46 1.38 1.19 0.3 2.0 0.17 2.7 3.1 0.81
Enlace χA-χB Br-P 0.68 I-P 0.15 O=As F-As 1.90 Cl-As 0.63 Br-As 0.54 I-As 0.01 Cl-Sb 1.01 Br-Sb 0.92 I-Sb 0.39 O=S Cl-S 0.39 O-Cl 0.67 F-Cl 1.27 F-Br 1.36 Cl-Br 0.09 Br-I 0.53
µ (D) 0.36 0 4.2 2.03 1.64 1.27 0.78 0.78 1.9 0.8 2.8 0.7 0.7 0.88 1.3 0.57 1.2
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3
VSEPR Nº estérico
Geometría de los pares
6
Nº átomos periféricos
Geometría molecular
5
2
Lineal (180°)
2
Lineal
3
Trigonal plana (120°)
3
Trigonal
2
Angular
4
Tetraédrica (109.5°)
4
Tetraédrica
3
Piramidal
2
Angular
5
Bipirámide trigonal
4
Pirámide distorsionada
3
Forma de T
2
Lineal
6
Octaédrico
5
Pirámide cuadrada
4
Plano cuadrada
5
6
Bipirámide trigonal (90°, 120°)
Octaédrico (90°)
4
3 2
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µ=0
ABnEm
Grupo Puntual
Momento dipolar
AB2
D∞h
0
CO2, BeCl2(g), ZnX2
AB3
D3h
0
BX3, GaI3, In(CH3)3
AB2E
C2v
finito 0
Ejemplos
SnX2, PbX2
AB4
Td
AB3E
C3v
finito
CX4, SiX4, ThX4 NH3, NX3, PX3
AB2E2
C2v
finito
H2O, SeX2, TeX2
AB5
D3h
0
AB4E
C2v
finito
SF4, SeF4
AB3E2
C2v
finito
ClF3, BrF3
AB2E3
D∞h
0
XeF2
AB6
Oh
0
SF6, SeF6, MoF6
AB5E
C4v
finito
AB4E2
D4h
0
XeF4
AB7
D5h
0
IF7
PF5, PCl5(g), NbCl5(g)
ClF5, BrF5, IF5
µ≠0 Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
4
Interacciones de dipolos (1) ÂIon-dipolo ZqR Zµ E=− ≅− 2 R 4πε o r 2 4πεo r − 4
Dipolo Ion
+
Dependen 1/r2. Son mucho más débiles que las ion-ion. Están presentes en la disolución de compuestos iónicos en disolventes polares.
R
q-
q+ +
r
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Interacciones de dipolos (2) ÂDipolo-dipolo  Las interacciones dipolo-dipolo son fuerzas intermoleculares que resultan de la atracción que experimentan las correspondientes zonas positiva y negativa de moléculas polares adyacentes. Dependen 1/r3. Son mucho más débiles que las ion-ion y de mucho menor alcance. Están presentes en disolventes polares.
E=−
q1q2R 2 µµ ≅ − 1 23 4πε o r rR 2 4πεo r 3 − 2 CH2Cl2
q1 +
q2 -
+
r
q1 -
R + q2 +
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5
Interacciones de dipolos inducidos (1) Momento dipolar inducido: µinducido = α.E Polarizabilidad Es una medida de la facilidad relativa con que se desplazan entre sí las cargas positivas y negativas en una molécula (o átomo) bajo la acción de un campo eléctrico externo. Se mide en unidades de volumen-molécula-1.
ÂIon-dipolo inducido
E=−
Z 2α
4πεo 2r 4 ÂDipolo-dipolo inducido E=−
2 µ 2α 4πεo r 6 Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
Interacciones de dipolos inducidos (2) Â Dipolo instantáneo-dipolo inducido. Â Fuerzas de dispersión de London
E=−
3Iα 2 4πεo 4r 6
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6
Enlace de hidrógeno z Se dice que existe un enlace de hidrógeno entre dos átomos A y B cuando éstos se hallan más próximos, o a una distancia menor, de lo que estarían en ausencia del átomo de hidrógeno z El enlace se representa como A−H…B, (el átomo de hidrógeno está unido a un átomo A mediante un enlace covalente normal y a un átomo B mediante un enlace de hidrógeno más débil y largo).
14
15
C Si Ge Sn
N P As Sb
16
17
O F S Cl Se Br Te I
z A es electronegativo. z B posee una región de densidad electrónica alta y es electronegativo.
z La estructura cristalina de muchos compuestos está dominada por los efectos de los enlaces de hidrógeno
Aδ−-Hδ+…B− Aδ−-Hδ+…Bδ−-Rδ+
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Tipos de enlaces de hidrógeno  Enlaces intermoleculares ¾ grupos finitos HF2−, [O2CO-H…OCO2] ¾ dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) ¾ redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3− ¾ redes bidimensionales 2D, B(OH)3, H2ox ¾ redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2  Enlaces intramoleculares
2D Na3H(CO3)2.2H2O
dímero
intra
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7
Diagrama de fases del H2O
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3D. H2O Hexagonal: P63/mmc a (Å) 4.5227 c (Å) 7.3671 3 V (Å ) 121.9 Z 3 −3 Dx (gcm ) 0.74
O-H (Å) O…O (Å) H…O (Å) O-H…O (°)
0.82, 0.86 2.765, 2.773 1.91, 1.95 180°
http://www.uwgb.edu/dutchs/PETROLGY/Ice%20Structure.HTM
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8
Under what conditions do the different snow crystal types form?
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3D. NH3 Cúbico: P213 a (Å) 5.1305 135.05 V (Å3) Z 4 Dx (gcm−3) 0.836
N-H (Å) N…N (Å) H…N (Å) N-H…N (°)
0.846 3.377 2.556 164°
http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk/NH3.html
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1D. HF (DF) Ortorrómbico: B mmb B m21b a (Å) 3.42 3.31 b (Å) 4.32 4.26 c (Å) 5.41 5.22 3 79.9 73.6 V (Å ) Z 4 4 1.90 Dx (g·cm−3) 1.66 F-D (Å) F…F (Å) D…F (Å) F-D…F (°)
2.49
0.951 2.503 1.554 176.6°
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Puntos de fusión y ebullición. Sólidos moleculares Los puntos de fusión y ebullición crecen al aumentar las fuerzas intermoleculares.
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10
Alcanos
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Hidruros covalentes  Los puntos de fusión y ebullición de NH3, H2O y HF son anormalmente elevados cuando se comparan con los de los hidruros del resto de elementos de los grupos 15, 16 y 17.
50 0 H2 O -50
NH3
-100
HF
-150 -200
100
HO 2
50
-100 CH 0
0
20
Comp NH3 H2O HF
-50 NH3
-150
CH4
Puntos de ebullición (°C)
HF
0
Puntos de fusión (°C)
40
60 80 100 Peso molecular
# HB/moléc 3+3 (3D) 2+2 (3D) 1+1 (1D)
120
140
X…X 3.38 2.77 2.49
4
20
40
60 80 100 Peso molecular
120
140 Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
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Compuestos iónicos ÂZ+, Z- Ï => Ur Ï => pf, pe Ï Î NaF (pf 997°C) MgO (pf 2800°C)
ÂAumento del carácter covalente
pf, pe Ð
mismo anión y cationes con diferente... … tamaño: BeCl2 (405°C) CaCl2 (772°C) … carga: NaBr (755°C) MgBr2 (700°C) AlBr3 (97°C) mismo catión y aniones con diferente tamaño: LiF (870°C) LiCl (613°C) LiBr (547°C) LiI (446°C) iones misma tamaño y carga pero diferente configuración electrónica: Î CaCl2 (772°C) HgCl2 (276°C) Î Î Î
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Metales Entalpías de vaporización (kJmol-1) de los elementos metálicos de los bloques s, p y d.
ÂEn los bloque s y p ¾ al descender en el grupo disminuye los pf y pe.
ÂEn el bloque d ¾ al descender en el grupo aumentan los pf y pe. ¾ los pf y pe son máximos para los metales de los grupos 5, 6 y 7.
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Cómo reconocer los principales tipos de fuerzas intermoleculares Interaccionan moléculas o iones
¿Están implicadas moléculas polares?
¿Están implicados iones?
NO
¿Están implicadas tanto moléculas como iones?
SI
SI NO NO Fuerzas de London
¿Hay enlaces de hidrógeno a átomos de N, O o F?
NO
SI SI
Fuerzas dipolo-dipolo
Enlace de hidrógeno
Fuerzas iondipolo
Enlace iónico
(dipolos inducidos) Ar (l), I2 (s)
CH3Cl, H2S
H2O, NH3, HF (l) (s)
KBr en H2O
NH4CO3
NaCl, Ca2F,
Fuerzas de van der Waals Juan M. Gutiérrez-Zorrilla. Química Inorgánica. 2005
PRINCIPALES TIPOS DE ESTRUCTURAS CRISTALINAS Descripción Descripción estructural Características físicas
Ejemplos
• Fuerzas de van der Waals y enlaces de hidrógeno.
• Cristales blandos. • pf bajos. • Aislantes.
Los compuestos moleculares orgánicos e inorgánicos: C6H6, SF6, S8, H2O …
Covalente extendida
• Polímeros covalentes 1D, 2D y 3D. • Covalente.
• Cristales duros (?). • pf altos. • Aislantes, semiconductores.
Grafito, diamante, SiO2 …
Metálica
• Empaquetamientos compactos. • Enlace metálico.
Fe, Co, Al, K, Au, Na, • Blandos. (La dureza depende de los defectos estructurales y Hg, W … la fortaleza de los enlaces metal metal). • pf varia desde
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